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(共57张PPT)
专题2　原子结构与元素性质
第二单元　元素性质的递变规律
第二课时　元素第一电离能和电负性的周期性变化
学习目标：1.能表述元素第一电离能、电负性的含义。2.熟知元素原子半径、元素的 第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。3.能用元素的第一电离能、电负性说明 元素的某些性质。
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研习任务一　元素第一电离能的周期性变化
教材　认知
1. 元素第一电离能的概念与意义
（1）概念：某元素的 原子失去一个电子形成＋1价 阳离子所需要 的 ，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号： 。
（3）气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元 素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失 去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间 存在如下关系： I1＜ I2＜ I3……
气态　
气态　
最低能量　
I1　
难易程
度　
容易　
难　
困难　
2. 元素第一电离能变化规律
（1）第一电离能的变化趋势如图所示：
①对同一周期的元素而言， 元素的第一电离能最小， 元素的 第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从 到 的变 化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
碱金属　
稀有气体　
小　
大　
（2）观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律：
减小　
容
易　
较
大　
3. 电离能的应用
（1）根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li： I1 I2＜ I3，表明Li原子核 外的三个电子排布在两个电子层上（K、L电子层），且最外层上只有一个电子。
（2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K： I1 I2＜ I3，表明K原 子易失去 形成 阳离子。
（3）判断元素的金属性、非金属性强弱： I1越大，元素的 性越强； I1越 小，元素的 性越强。
一个电子　
＋1价　
非金属　
金属　
1. 电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
2. 第一电离能的变化规律
自我　排查
正误判断
√
√





问题　探讨
1. 从原子结构的角度解释为什么同一周期随着原子序数的递增，第一电离能呈 递增的趋势？从电子排布的角度分析为什么B的第一电离能小于Be，O的第一电 离能小于N？
提示：同一周期元素的电子层数相同，从左到右，核电荷数递增，原子半径逐渐变小 （稀有气体除外），原子核对电子的吸引力逐渐增大，越难失去电子，故第一电离能 呈递增的趋势。Be的价电子排布式为2s2，2s轨道为全充满稳定状态，较难失去1个电 子，B的价电子排布式为2s22p1，失去一个电子后成为2s2全充满的稳定状态，故B较易 失去2p上的1个电子，第一电离能B＜Be；N的价电子排布式为2s22p3，N原子2p轨道 处于半充满的稳定状态，较难失去1个电子，而O的价电子排布式为2s22p4，失去一个 电子成为2p3半充满的稳定状态，故较易失去一个电子，因此第一电离能N＞O。
2. 如表是钠、镁、铝失去电子的逐级电离能：
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
为什么原子的逐级电离能越来越大？如何通过上述数据判断钠、镁、铝的化合价？
提示：因为首先失去的电子是能量较高的电子，容易脱离原子核对该电子的束缚，故 第一电离能较小，失去电子后的离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而使电离能越 来越大。从表中数据可看出，Na的第一电离能最小，第二电离能突然增大（相当于 第一电离能的9倍），故钠易失去一个电子，化合价为＋1价。同理，Mg的第三电离 能突然增大和Al的第四电离能突然增大，故Mg、Al的化合价为＋2、＋3价。
A. 第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
B. 铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C. 在所有的元素中，氟的第一电离能最大
D. 钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：镁的电子排布式为1s22s22p63s2，各轨道处于全充满状态，比较稳定，第 一电离能比铝的大，B错误；第一电离能：Ne＞F，C错误；第一电离能：Mg＞ Ca＞K，D错误。
A
A. H、Li、Na、K B. I、Br、Cl、F
C. Na、Mg、Al、Si D. Si、Al、Mg、Na
解析：四种元素处于同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小， A正确；四种元素处于同一主族，但电子层数逐渐减小，第一电离能逐渐增大，B错 误；同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族为全 充满状态，第一电离能较大，C、D错误。
A
A. 第一电离能的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B. 通常情况下，原子第二电离能高于第一电离能
C. Be的第一电离能小于B的第一电离能
D. 在同一主族中，自上而下第一电离能逐渐减小
解析：元素的第一电离能与其核外电子排布有关。当原子核外电子排布形成全空、半 满和全满时原子能量较低，该元素有较大的第一电离能。Be价电子排布为2s2，2s轨 道全满而B为2s22p1，则第一电离能：B＜Be。
C
4. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用 I1、 I2…表示，单位为kJ·mol－1）：
I1 I2 I3 I4 …
R 740 1 500 7 700 10 500 …
A. R的最高正价为＋3价
B. R元素位于元素周期表中ⅡA族
C. R元素的原子最外层共有4个电子
D. R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
解析：由表中数据 I3 I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电 子，但R不一定是Be元素。
B
5. （2024·厦门高二检测）（1）Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离 能 ，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的元素有 种。
解析：（1）Mg的外围电子排布式为3s2，3s为全充满稳定结构；Al的外围电子排布式 为3s23p1，3p轨道不是稳定结构，元素第一电离能：Mg＞Al。第2周期元素的第一电 离能比Be元素第一电离能大的元素有C、N、O、F、Ne共5种。
（2）碳原子的核外电子排布式为 。与碳同周期的非金属元素N的第一电 离能大于O的第一电离能，原因是 。
解析：（2）O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4与2s22p3，N原子的2p轨道半 充满，结构比较稳定，所以第一电离能大。
大
5
1s22s22p2　
N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定　
（3）A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式 为 。
电离能/（kJ·mol－1） I1 I2 I3 I4
A 932 1 821 15 390 21 771
B 738 1 451 7 733 10 540
解析：（3）由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去两个电子形成 ＋2价金属阳离子，故A、B元素属于ⅡA族，由同主族元素电离能变化规律可知，B元 素为镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。
1s22s22p63s2
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研习任务二　元素电负性的周期性变化
教材　认知
1. 电负性的有关概念与意义
（1）键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合 电子。电负性用来衡量元素在化合物中 的能力。
（2）电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力 。
（3）电负性大小的标准：以氟的电负性为 作为相对标准。
吸引电子　
越大　
4.0　
2. 电负性的变化规律
随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
增大　
增
强　
减弱　
减小　
增
强　
减弱　
3. 电负性的应用
（1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①金属的电负性一般 1.8，非金属的电负性一般 1.8，而位于非金属 三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在 ，它们既有金属 性，又有非金属性。
②金属元素的电负性 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 ，非 金属元素越活泼。
小于　
大于　
1.8左右　
越小　
越大　
（2）判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。
弱　
正值
强　
负值
大于　
离
子　
小于　
共
价　


√

问题　探讨
下表给出的是原子序数小于20的十六种元素的电负性的数值。
元素符号 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
1. 分析表格中的数据，元素电负性的数据大小与元素金属性、非金属性强弱有何关 系？推测周期表中电负性最大的应是哪种元素？
提示：元素电负性数值越大，元素的非金属性越强，元素的电负性数值越小，元素的 金属性越强；周期表中电负性最大的元素是F。
2. 依据表格中碱金属元素电负性的数据分析，同主族元素电负性的变化规律是什么？
提示：表格中碱金属元素从Li→K，电负性从1.0→0.9→0.8逐渐减小，故同一主族从 上到下，电负性逐渐减小。
3. 依据表格中第三周期主族元素电负性的数据分析，同周期主族元素电负性的变化规 律是什么？
提示：表格中第3周期的主族元素从Na→Cl，电负性从0.9→3.0逐渐增大，故同一周期 的主族元素从左到右，电负性逐渐增大。
4. 经验规则告诉我们，当形成化学键的两个原子，其元素的电负性差值大于1.7时， 所形成的一般为离子键，当小于1.7时形成的一般是共价键，根据表格中的数据，判 断AlCl3形成化学键的类型是什么？你能进一步判断AlBr3形成化学键的类型吗？并说 明你判断的理由是什么？
提示：AlCl3中Cl与Al的电负性差值为3.0－1.5＝1.5＜1.7，故AlCl3中形成的是共价 键。因同一主族自上而下电负性逐渐减小，故电负性Br＜Cl，故AlBr3中Br与Al的电 负性差值小于1.5，即小于1.7，所以AlBr3中形成的化学键是共价键。
A. F＞N＞O B. O＞Cl＞F
C. As＞P＞N D. Cl＞S＞As
解析：电负性：A项应为F＞O＞N；B项应为F＞O＞Cl；C项应为N＞P＞As。
D
A. 第一电离能：④＞③＞②＞①
B. 原子半径：④＞③＞②＞①
C. 电负性：④＞③＞②＞①
D. 最高正化合价：④＞③＝②＞①
解析：由电子排布式可知，①为S元素，②为P元素，③为N元素，④为F元素。根据 元素周期律可知，第一电离能：④＞③＞②＞①，A项正确；原子半径应是②最大， ④最小，B项错误；电负性应是④最大，②最小，C项错误；F无正价，②③最高正化 合价均为＋5，①的最高正化合价为＋6，D项错误。
A
A. 电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B. 元素电负性的大小反映了元素对键合电子吸引能力的大小
C. 元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D. 元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
解析：电负性是以氟为4.0作为标准的相对值，电负性是人为规定的一个相对数值， 不是绝对标准，故A正确；根据电负性的含义，电负性用来描述不同元素的原子对键 合电子吸引能力的大小，故B正确；元素的电负性越大，越易得电子，元素的非金属 性越强，故C正确；电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引能力的大小，与 原子结构有关，同一周期电负性从左到右依次增大，故D错误。
D
A. 周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B. 周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C. 电负性越大，金属性越强
D. 电负性越小，非金属性越强
解析：周期表中从左到右非金属性逐渐增强，所以主族元素的电负性逐渐变大，故A 正确；周期表中从上到下，金属性增强，所以同一主族元素的电负性逐渐减小，故B 错误；元素电负性越大，原子对键合电子吸引能力越大，则元素非金属性越强，金属 性越弱，故C、D错误。
A
H S N Al Cl Si
2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8
B
A. A中S和O的共用电子对偏向S
B. A中S和N的共用电子对偏向N
C. AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物
D. 在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价
解析：元素的电负性越大，元素原子对电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对 电子的吸引力越小。由于O、S元素位于同一主族，O元素的电负性大于S元素，因此S 和O的共用电子对偏向O，S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对电子的吸 引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确；AlCl3中Al和Cl的电负 性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同 理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误；Si元素的电负性小于H元素的电负 性，因此在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。
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课时作业
A. Na、Mg、Al原子最外层电子数依次增多
B. P、S、Cl元素最高正价依次升高
C. N、O、F第一电离能依次增大
D. Na、K、Rb电负性逐渐减小
解析：同周期元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但氮元素2p轨道为半充满稳定状 态，第一电离能比氧大。
C
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A. 与H2化合时X单质比Y单质容易
B. X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C. X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多
D. X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析：X的电负性比Y大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。A、B、D均能说明X 的非金属性比Y强，原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。
C
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3. （2024·濮阳高二联考）下表列出了短周期金属元素R的各级电离能数据：
电离能级数 I1 I2 I3 I4 I5 I6 …
电离能/（kJ·mol－1） 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 …
A. R元素的基态原子占据最高能级的原子轨道的形状是纺锤形
B. R元素的基态原子的电子排布式是1s22s22p2
C. R元素的第一电离能低于同周期左侧相邻元素
D. R元素在元素周期表中属于p区元素
B
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解析：由电离能数据可知，该元素最外层有3个电子，且总电子数超过7，因此R为 Al。该元素为Al，基态原子的电子排布式是1s22s22p63s23p1，基态原子占据最高能级 的原子轨道为p轨道，形状是纺锤形，A正确，B错误；同周期左侧相邻元素为Mg， Mg原子核外电子排布为1s22s22p63s2，处于全充满状态，第一电离能大于Al，C正确； 该元素为Al，在元素周期表中属于p区元素，D正确。
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X Y Z
R
W
J
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A. 基态R原子的核外电子的轨道表示式 为
B. R2－与Na＋的半径大小关系为R2－＜Na＋
C. X的第一电离能大于Y的第一电离能
D. 表中电负性最大的元素为W
【答案】C
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解析：由J为0族元素，以及元素在周期表的位置可知，X、Y、Z位于第2周期，R位于 第3周期，W位于第4周期，J为第5周期的Xe，则X为N、Y为O、Z为F、R为S、W为 Br。基态R原子3p轨道上的电子轨道表示式应为 ，A错误；S2－与Na＋相 比，前者电子层更多，则S2－的半径大于Na＋的半径，B错误；N原子的2p能级处于半 充满状态，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，C正确；非金属性强的，电负性 大，则电负性最大的元素为F元素，所以Z的电负性最大，D错误。
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A. 电负性由大到小的顺序为X＞Y＞W
B. 最高价氧化物的水化物的酸性：Y＞X
C. 第一电离能低于X的同周期元素有5种
D. Z元素基态原子最高能层上有11种运动状态不同的电子
C
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解析：前4周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大且分属不同周期和族，则W为 氢；X的最高能级的电子数比电子层数多1，为氮；Y的最高价含氧酸为具有吸水性的 弱酸，Y为硅；Z与W中均存在单电子，且两者单电子数和最外层电子数均相同，Z为 铜。同周期从左到右，金属性减弱，非金属性增强，元素的电负性增强；同主族由上 而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；电负性由大到小的顺序为 N＞H＞Si，A错误；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，最高价氧 化物的水化物的酸性：HNO3＞H2SiO3，B错误；同一周期随着原子序数增大，第一电 离能有增大趋势，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素， 第一电离能低于N的同周期元素有锂、铍、硼、碳、氧5种，C正确；基态Cu原子核外 电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1，基态原子最高能层为N层，其上有1种运动状态不 同的电子，D错误。
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A. Y元素原子的外围电子排布为2s22p4
B. 原子半径：Z＜Y
C. X是周期表中第一电离能最大的元素
D. 第一电离能：Z＞Y
解析：因X、Y、Z为短周期元素，结合位置关系知X为He，Y为F，Z为S。F（Y）元 素外围电子排布为2s22p5；原子半径：S＞F（Z＞Y）；结合第一电离能在同周期和同 主族间的变化规律知，He是第一电离能最大的元素，第一电离能：F＞S。
C
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A. 原子半径： r （Z）＞ r （Y）＞ r （X）
B. 电负性：X＞Y＞W＞Z
C. 最高价氧化物对应水化物的碱性：W＞Z
D. 第一电离能： I1（X）＞ I1（Y）＞ I1（W）
D
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解析：基态X原子的2p能级上未成对电子数是同周期中最多的，则X为N；Y元素基态 原子中电子的运动状态有8种，则Y为O；Z元素的焰色反应为黄色，则Z为Na，根据 n －1＝2， n ＝3，W为Al。根据电子层数越大，原子半径越大；若电子层数相同，则 核电荷数越大，原子半径越小，N和O为两层，Na为三层，所以原子半径为 r （Z）＞ r （X）＞ r （Y），A错误；根据同周期从左往右，电负性在增大（稀有气体除 外），金属的电负性小于非金属的电负性，所以电负性：Y＞X＞W＞Z，B错误；金 属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性就越强，则最高价氧化物对应水化物的碱 性：Z＞W，C错误；根据同周期从左往右，第一电离能有增大趋势，但N的2p能级半 满，第一电离能大于相邻元素，金属的第一电离能小于非金属的第一电离能，所以第 一电离能： I1（X）＞ I1（Y）＞ I1 （W），D正确。
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A. 电负性：Z＞R＞Q
B. 简单离子半径：Q＞Z＞Y
C. 五种元素形成的简单氢化物中沸点最高的是Z
D. 同周期主族元素中只有一种元素的第一电离能大于Z
C
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解析：X、Y、Z、R、Q是原子序数依次增大的短周期非金属元素，其中X原子的最 外层电子中未成对电子数目与成对电子数目相同，可知X元素为C元素，结合Z元素的 成键情况，可推断Z元素为O元素，则Y元素为N元素，结合R形成一个共价键可推断R 元素为F元素，结合Q元素形成六个共价键推断Q元素为S元素。同周期从左到右，金 属性减弱，非金属性增强，元素的电负性增强；同主族由上而下，金属性增强，非金 属性逐渐减弱，元素电负性减弱；电负性：F＞O＞S，A错误； 电子层数越多，半径 越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；简单离子半径：S2－＞N3－＞O2－，B错误； 五种元素形成的简单氢化物中，沸点最高的是氧元素形成的水，水常温 下为液态，其他均为气体，C正确；同一周期随着原子序数增大，第一电离能有增大 趋势，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，同周期主族 元素中N、F的第一电离能大于O，D错误。
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9. 不同元素的气态基态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为 E ）如图所 示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
（1）同主族内不同元素的 E 值的变化特点是 。各 主族中 E 值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律。
解析：（1）从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大， E 值变 小，且各主族中 E 值的这种变化特点体现了元素性质的周期性变化规律。
随着原子序数增大， E 值变小
周期性　
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（2）同周期内，随着原子序数的增大， E 值增大，但个别元素的 E 值出现反常现 象。试推测下列关系式中正确的是 （填标号）。
① E （砷）＞ E （硒）　　② E （砷）＜ E （硒）
③ E （溴）＞ E （硒）　　④ E （溴）＜ E （硒）
①③　
解析：（2）从第2、3周期可以看出，ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素 E 值都 低，由此可以推测出 E （砷）＞ E （硒）、 E （溴）＞ E （硒）。
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（3）估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量 E 值的范围： ＜ E ＜ 。
解析：（3）根据同主族、同周期 E 值变化规律可以推测 E （K）＜ E （Ca）＜ E （Mg）。
解析：（4）10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子 稳定结构。
485　
738　
10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已
达到8电子稳定结构
1
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10. （2024·三明高二检测）有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增 大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属于同一族，它们原子的最外层电子 排布为 n s1。B和D也属于同一族，它们原子最外层的p轨道电子数是s轨道电子数的2 倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种 元素的电负性为2.5、3.5、0.8、2.1、1.5中的一种，请回答下列问题：
（1）A是 （用化学符号填空，下同），B是 ，C是 ，D是 ，E 是 。
（2）A、B、C、D、E的电负性分别为A ，B ，C ，D ， E 。
（3）由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是 ，非金属性最强的 是 。（填元素符号）
（4）当B与A、C、D分别形成化合物时，B显 价，其他元素显 价。（填 “正”或“负”）
H
O
Al
S
K
2.1　
3.5　
1.5　
2.5　
0.8　
K
O
负
正
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
（5）当B与A、C、D、E（与E形成E2B）分别形成化合物时，化合物中有离子键的 是 ，有共价键的是 。
解析：A、B、C、D、E五种元素的核电荷数依次增大，且都小于20，B、D同族且最 外层的p轨道电子数为s轨道电子数的2倍，则B、D的外围电子排布为 n s2 n p4，为ⅥA 族元素，则B为O，D为S；A和E属于同一族且最外层电子排布为 n s1，则A、E均为ⅠA 族元素，E为金属元素，则A为H，E的核电荷数大于D，则E为K；C的外围电子排布 为3s23p1，为Al。五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：K＞Al，则K的电负 性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：O＞S＞H，则电 负性O为3.5，S为2.5，H为2.1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大， 所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，两元素电负性差值小于1.7的形成 共价键，两元素电负性差值大于1.7的形成离子键。
Al2O3、K2O　
H2O、SO2、SO3、H2O2　
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
11. 今有A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属 元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期 第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中电负性最大。
（1）试推断A、B、C、D四种元素的符号：
A 、B 、C 、D 。
（2）写出A元素原子的核外电子排布式： ；写出B元素原子核外电子排 布的价电子排布式 ；用电子排布图表示C原子的核外电子排布情 况 　 　。
O　
Ca　
Na　
Cl　
1s22s22p4　
4s2　
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
（3）比较四种元素的第一电离能和电负性的大小。
第一电离能： ；
电负性： 。
解析：A是氧元素，B的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，是钙元素，C是钠元素，D 是氯元素。
Na＜Ca＜Cl＜O
Na＜Ca＜Cl＜O
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11

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